Document 333594

Пояснительная записка
1. Место дисциплины в структуре основной образовательной программы, в модульной структуре ООП
Дисциплина «Общая и неорганическая химия» включена в базовую
часть математического и естественнонаучного цикла основной образовательной программы.
Изучение данной дисциплины базируется на знаниях, умениях и навыках, полученных при изучении школьных курсов химии, математики, физики.
Дисциплина «Общая и неорганическая химия» является основой для
изучения базовых законов химии, строения атома и теории химической связи, учения о химических процессах, химии элементов и их неорганических
соединений, для понимания механизмов химических и биохимических процессов, обоснования технологических условий в химической технологии,
способствует расширению знаний обучающихся о законах диалектики. Курс
неорганической химии служит основой для изучения таких дисциплин как:
органическая химия, аналитическая химия, физическая химия и др.
Общая трудоемкость дисциплины 7 зачетных единиц (252 академических часов).
2. Цели и задачи изучения дисциплины
Целью изучения дисциплины является создание у обучающихся современного представления о строении, свойствах неорганических соединений,
закономерностях протекания химических процессов в неорганических соединениях и определение роли предметных знаний в формировании системы
компетенций бакалавра в области химической технологии для эффективной
адаптации в условиях будущей профессиональной среды.
Задачи изучения дисциплины:
-формирование системы знаний об основных понятиях и законах химии, о составе и строении неорганических веществ, о сущности химических
процессов, о взаимосвязи между химическим строением и свойствами веществ, о влиянии химических веществ на живые организмы;
-создание условий для освоения экспериментальных навыков химической идентификации веществ, методов химических расчетов для решения задач различных типов; развивать навыки работы на серийной аппаратуре,
применяемой в аналитических и физико-химических методах исследования
неорганических соединений;
- развитие химического и экологического мышления;
-создание основы для глубокого изучения последующих химических и
технологических дисциплин с ярко выраженной профессиональной направленностью.
3. Требования к входным знаниям, умениям, компетенциям
Приступая к освоению дисциплины, обучающийся должен
- знать: основные законы и понятия химии, теоретические основы строения атома и периодический закон, основные положения теории химической
связи, основные признаки и условия протекания химических реакций, окислительно-восстановительные реакции, физико-химические свойства атомов
элементов металлов и неметаллов, а также их соединений, их получение и
применение.
-уметь: предсказывать свойства неорганических веществ на основе их
строения и положения в периодической системе, решать типовые задачи, работать с химическими реактивами и пользоваться простейшим лабораторным оборудованием, оказать первую медицинскую помощь при несчастных
случаях в химической лаборатории.
-владеть: способами получения неорганических веществ и их соединений, методикой работы с учебной литературой.
4. Ожидаемые результаты образования и компетенции по завершении освоения учебной дисциплины
В результате изучения дисциплины обучающийся должен продемонстрировать следующие образовательные результаты:
№
п/п
1
2
3
4
Формируемые компетенции
Образовательные результаты
индекс компетенция
индексы
З
У
В
ОК-7
готов к саморазвитию, повышению своей кваЗ-1 У-1 В-3
лификации и мастерства, способен приобретать З-2 У-2
новые знания в области техники и технологии, З-3 У-3
математики, естественных, гуманитарных, социальных и экономических наук
ПК–1 способность и готовность использовать основ- З-1 У-1 В-1
ные законы естественно-научных дисциплин в З-2 У-2 В-2
профессиональной деятельности, применять
З-3 У-3
методы математического анализа и моделирования, теоретического и экспериментального
исследования
ПК-3
использовать знания о строении вещества, при- З-1 У-1 В-1
роде химической связи в различных классах
З-2 У-2 В-3
химических соединений для понимания
З-3 У-3
свойств материалов и механизма химических
процессов, протекающих в окружающем мире
ПК-23 способен использовать знание свойств химиче- З-4 У-1 В-1
ских элементов, соединений и материалов на их З-3 У-2 В-2
основе для решения задач профессиональной
У-3 В-3
направленности
В результате изучения дисциплины студент должен:
-знать:
- основы строения вещества и учения о периодичности (З-1),
- основы химической термодинамики, кинетики и катализа (З-2),
- основы учения о растворах (З-3),
- физико-химические свойства атомов элементов и их соединений, их
получение и применение (З-4);
-уметь:
- характеризовать свойства и реакционную способность элементов и их
соединений (У-1),
- предсказывать свойства и способы получения неорганических веществ на основе их строения (У-2),
- описывать направленность и условия протекания реакций с участием
неорганических соединений (У-3);
- владеть:
- классификацией и номенклатурой неорганических соединений (В-1),
- навыками выполнения математических расчетов, связанных с применением основных химических законов и понятий (В-2),
- экспериментальными навыками получения, выделения, идентификации и исследования свойств неорганических веществ и процессов с их участием (В-3).
5. Структура дисциплины
Модуль I. Строение атома и периодический закон Д.И. Менделеева.
Химическая связь.
Модуль II. Учение о закономерностях протекания химических процессов.
Модуль III. Растворы и дисперсные системы.
Модуль IV. Химия неорганических соединений.
6. Основные образовательные технологии
В процессе освоения дисциплины используются как традиционные, так
и инновационные технологии, а также активные и интерактивные формы и
методы обучения: личностно-ориентированный, рациональный подходы;
лекции, лабораторно-практические занятия, учебно-исследовательская работа; реферативная работа, решение ситуационных задач и т.д.
7. Форма контроля
Оценка качества освоения дисциплины «Общая и неорганическая химия» включает текущий контроль успеваемости (собеседование, защита лабораторного практикума, контрольные работы, коллоквиум, тестирование,
подготовка информационных сообщений) и промежуточную аттестацию – 2
экзамена и курсовая работа.
Критерии оценки индивидуальных образовательных результатов (достижений) определяются в соответствии с Положением о бальнорейтинговой системе и технологической картой дисциплины.
Содержание дисциплины
Введение
Понятие о материи. Конкретные виды материи: вещество и поле. Движение как форма существования материи; химическая форма движения.
Предмет химии. Философское и химическое понятие вещества. Уровни организации вещества, изучаемые химией: атомы, молекулы, конденсированные
темы. Связь химии с биологией, физикой и другими науками.
Методы химии. Химия - экспериментальная наука. Основные принципы организации эксперимента, принцип "единственного переменного". Форма записи результатов эксперимента: качественная и количественная. Цифровая (табличная), графическая и аналитическая формы записи результатов.
Накопление фактов, обработка результатов измерений, общее понятие
о погрешности измерений и о способах её уменьшения. Виды научного
предсказания: воспроизведение, интерполяция, экстраполяция. Выявление
закономерностей и их объяснение.
Атом, молекула, химический элемент. Атомная масса, относительная
атомная масса. Массовое число изотопа, изотопный состав элементов. Изобары, изотопы. Молекулярная масса, относительная молекулярная масса.
Моль - единица количества вещества. Молярная (мольная) масса. Эквивалент, эквивалентная масса. Элементы и простые вещества. Чистые вещества
и смеси.
Закон сохранения массы и энергии вещества. Законы стехиометрии, их
ограниченность. Закон постоянства состава и кратных отношений. Закон
Авогадро. Закон эквивалентов. Законы идеальных газов.
Модуль I. Строение атома и периодический закон Д.И. Менделеева.
Химическая связь.
Экспериментальное обоснование представлений об атоме как сложной
системе. Корпускулярно-волновой дуализм излучения. Уравнения Планка.
Теория атома водорода по Бору. Объяснение спектра атома водорода. Корпускулярно-волновой дуализм частиц. Волны де Бройля. Принцип неопределённости Гейзенберга. Понятие о волновом уравнении Шредингера для стационарных состояний. Граничная поверхность. Узловая поверхность.
Квантовые числа как параметры, определяющие состояние электронов
в атоме. Главное квантовое число (n), орбитальное (l), магнитное (m), физический смысл квантовых чисел. Понятие об электронном облаке. Атомные
орбитали (АО). Основное и возбуждённое состояние. Вырожденные состояния. Вид атомных s-, p-, d- и f-орбиталей.
Собственный угловой и магнитный момент электрона (спин) и спиновое квантовое число. Ёмкость электронных слоёв.
Характеристические рентгеновские спектры атомов. Закон Мозли. Заряды ядер атомов. Три принципа заполнения орбиталей в атомах : принцип
(запрет ) Паули, принцип наименьшей энергии, правило Хунда. Порядок заполнения атомных орбиталей. Правила Клечковского. Электронные формулы. Ядро как динамическая система протонов и нейтронов. Устойчивые и неустойчивые ядра. Радиоактивный распад ядер. Период полураспада. Искусственная радиоактивность. "Меченные атомы" и их применение. Генезис химических элементов. Свойства изолированных атомов. Атомные радиусы
(ковалентные, металлические). Энергия ионизации. Сродство к электрону.
Электроотрицательность. Относительная электроотрицательность. Условные
ионные радиусы. Магнитные свойства атомов. Диамагнетизм, парамагнетизм.
Периодический закон и периодическая система химических элементов
с позиций представлений о строении атома. Современная формулировка периодического закона. Периодическая система как естественная система элементов. Длинная и короткая формы периодической системы. Периоды, группы, подгруппы. Особенности электронных конфигураций атомов главных и
побочных подгрупп. Элементы s-, p-, d-, f-семейств.
Связь свойств элементов с их положением в периодической системе.
Периодически и не периодически изменяющиеся свойства элементов.Изменение величин радиусов, энергий ионизации, сродства к электрону и
электроотрицательности атомов элементов с ростом их ядер.Периодичность
изменения свойств элементов как проявление периодичности изменения
электронных конфигураций атомов. Виды периодичности. Границы и эволюция периодической системы.
Краткий очерк эволюции взглядов на сущность химической связи. Основные характеристики химической связи: длина и энергия связи, угол связи,
насыщаемость и направленность.
Ковалентная связь. Квантово механические трактовки её. Метод валентных связей (МВС). Два механизма образования ковалентной связи. Полярность связи. Дипольный момент. Насыщаемость ковалентной связи. Ковалентность атомов элементов I, II и III периодов. Направленность ковалентной связи. Гибридизация А.О. Типы гибридизации и геометрия молекул.
Полярность связи и полярность молекулы.  - и  - связи. Кратность
связи. Поляризуемость ковалентной связи. Делокализация связи. Донорноакцепторные и дативные связи. Типы кристаллических решёток, образуемых
веществами с ковалентной связью
Метод молекулярных орбиталей.  - и  - молекулярные орбитали как
линейная комбинация s- и p- атомных орбиталей. Связывающие и разрыхляющие М.О. Принцип заполнения молекулярных орбиталей. Энергетические
диаграммы электронные формулы молекул. Формальный порядок связи. Гомо- и гетеронуклеарные молекулы. Магнитные свойства молекул в методе
М.О. Сравнение методов ВС и МОЛКАО.
Ионная связь. Свойства её. Поляризация и поляризующее действие
ионов, их влияние на свойства веществ. Ионные кристаллические решётки.
Металлическая связь. Особенности электронного строения атомов образующих металлическую связь. Электрондифицитные молекулы.
Межмолекулярные связи. Водородная связь. Особенности её образования в методе ВС и МОЛКАО. Направленность водородной связи, её энергия.
Значение водородной связи для биологического организма.
Ван-дер-ваальсовы силы межмолекулярного взаимодействия, энергия
их.
Модуль II. Учение о закономерностях протекания химических
процессов
Энергетика химических процессов. Основные понятия термодинамики.
Функции пути и функции состояния. Внутренняя энергия, теплота, работа.
Взаимосвязь внутренней энергии, теплоты, работы. Первое начало термодинамики. Теплота изохорных и изобарных процессов. Теплоёмкость. Тепловые эффекты химических реакций. Закон Гесса. Теплоты образования и сгорания. Расчёты тепловых эффектов химических реакций.
Понятие об энтропии. Направленность процессов в изолированных системах. Изобарно-изотермный потенциал. Направленность процессов в реальных системах. Роль энтропийного и энтальпийного факторов в направленности процессов. Использование табличных значений стандартных энтальпий и изобарных потенциалов образования веществ для оценки возможности протекания химических реакций. Химический потенциал.
Равновесие. Условие обратимости и необратимости химических реакций. Химическое равновесие Константа химического равновесия. Влияние
различных факторов на смещение химического равновесия.
Скорость химических реакций. Количественное выражение скорости
химических реакций. Закон действия масс. Константа скорости реакции. Порядок реакции. Определение порядка реакции. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Механизмы реакции. Катализ, виды катализа. Значение учения о скорости и химическом равновесии для управления химическими процессами.
Окислительно-восстановительные процессы. Электродные потенциалы. Электролиз. Процессы текущие на границе раздела твёрдой и жидкой фазы. Электродный потенциал. Уравнение Нерста. Стандартный электродный
потенциал.
Гальванический
элемент.
Э.Д.С.
Окислительновосстановительные электроды. Определение направления реакции с помощью окислительно-восстановительных реакций. Электролиз как окислительно-восстановительный процесс. Законы и закономерности электролиза.
Практическое значение электролиза.
Модуль III. Растворы и дисперсные системы.
Краткая характеристика дисперсных систем и их классификация. Взвеси (суспензии и эмульсии), коллоидные системы, истинные растворы. Механизм процесса растворения. Сольватация (гидратация) при растворении.
Работы Д.И. Менделеева по теории растворов. Термодинамика процессов растворения. Связь теплоты растворения вещества с энергией кристаллической решётки и теплотой гидратации молекул вещества или продуктов его
диссоциации.
Растворимость твёрдых веществ в воде. Коэффициент растворимости и
его зависимость от температуры. Кривые растворимости. Насыщенный раствор как динамическая равновесная система. Пересыщенные растворы и
условия их устойчивости. Кристаллизация твёрдых веществ из растворов.
Кристаллогидраты. Очистка веществ перекристаллизацией из растворов.
Концентрация растворов. Способы выражения концентрации растворов.
Массовая доля растворённого вещества в процентах. Характеристика концентрации растворов по их плотности. Молярная, нормальная, моляльная
концентрации. Титр. Расчёты для приготовления растворов различной концентрации. Методика приготовления растворов. меры предосторожности при
работе с концентрированными растворами кислот и щелочей.
Электролиты и не электролиты. Основные положения теории электролитической диссоциации. Работы С. Аррениуса и И.А.Каблукова. Механизм
диссоциации веществ с различным типом химической связи. Роль полярных
молекул воды в процессах диссоциации и ионизации веществ. Механизм
гидратации анионов и катионов. Влияние на гидратацию размеров и зарядов
ионов. Образование ионов гидроксония. Энергетика процесса диссоциации.
Степень электролитической диссоциации. Высокое значение диэлектрической проницаемости некоторых физиологических сред. Истинная и кажущаяся степень диссоциации. Понятие о коэффициенте активности. Электропроводность растворов. Применение закона действия масс к процессу диссоциации слабых электролитов, константа диссоциации. Кислоты, основания, соли
в свете теории электролитической диссоциации. Ступенчатая диссоциация
гидроксидов. Амфотерные гидроксиды. Зависимость типа диссоциации и
силы гидроксидов от относительной полярности химических связей в молекулах. Понятие об ионном потенциале. Протолитическая теория кислот и оснований. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды.
Влияние температуры на процесс диссоциации воды. Концентрация ионов
водорода в растворах. Водородный показатель биологических жидкостей.
Значение постоянства величин pH в химических и биологических процессах.
Равновесие в насыщенных растворах малорастворимых электролитов.
Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадка.
Ионные реакции. Механизм протекания реакции в растворах электролитов.
Направленность обменных реакций в растворах электролитов. Правило Бер-
толле. Использование значений стандартных изобарных потенциалов для
оценки направленности реакций.
Различные случаи гидролиза солей. Реакция среды в водных растворах
солей. Обратимый и необратимый гидролиз солей. Степень и константа гидролиза. Механизм процесса гидролиза с позиций протолитической теории.
Роль гидролиза в биологических и химических процессах и процессах выветривания минералов и горных пород.
Модуль IV. Химия неорганических соединений
Оксиды. Классификация, номенклатура, строение, физико- химические
свойства. Получение. Влияние термодинамических параметров на свойства
оксидов.
Кислотно-основные теории: теория электролитической диссоциации,
протолитическая теория кислот и оснований, теория Бренстеда-Лоури, кислоты и основания Льюиса.
Классификация кислот и оснований. Строение, физико-химические
свойства, получение. изменение силы гидроксидов, а также их окислительновосстановительных свойств от положения центрального атома в периодической таблице Д.И. Менделеева.
Соли. Классификация, номенклатура, строение. Графические структуры. Физико-химические свойства. Получение.
Оксогалогениды. Строение, номенклатура. Гидролиз оксогалогенидов.
Понятие о комплексных соединениях. Основные положения координационной теории Вернера. Внешняя и внутренняя сферы. Характеристика лигандов. Комплексообразователь и координационное число. Заряд комплексного иона. Классификация комплексных соединений. Изомерия.
Природа химической связи в комплексных соединениях. Рассмотрение
её с позиций теории ВС и теории кристаллического поля. Химическая связь в
методе МОЛКАО. Электролитическая диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости. Комплексные соединения в природе.
Атом водорода, изотопы. Распространение водорода в природе. Особенности положения в периодической системе. Характеристики молекул водорода с позиций методов ВС и МОЛКАО. Физико-химические свойства,
способы получения. Меры предосторожности при работе с водородом. Водород- топливо будущего. Применение водорода.
Общая характеристика атомов элементов и простых веществ галогенов.
Меры предосторожности при работе с галогенами.
Фтор. Строение, свойства. Фтороводород. Ассоциации молекул. Применение фтора и его соединений.
Хлор. Нахождение в природе. Изотопы. Лабораторные и промышленные способы получения хлора. Физико-химические свойства. Механизм взаимодействия хлора с водородом. Хлороводород, соляная кислота. Её свой-
ства, получение. Кислородные соединения хлора. Сравнение силы прочности
и окислительных свойств оксикислот хлора. Стереохимия их анионов. Охрана окружающей среды от загрязнения хлором. ПДК вредных соединений
хлора.
Бром, йод. Их строение и свойства. Бромоводород, иодоводород. Сравнительная характеристика силы галогеноводородных кислот. Кислородные
соединения брома и йода.
Биологическая роль простых веществ и соединений, образованных галогенами.
Общая характеристика атомов элементов побочной подгруппы VII
группы.
Марганец. Природные соединения марганца. Получение и применение.
Физико-химические свойства марганца, его оксидов и гидроксидов в различных степенях окисления. Манганаты, перманганаты, их окислительная способность. Сравнительная характеристика свойств элементов и их соединений
главной и побочной подгрупп.
Общая характеристика атомов элементов и простых веществ. Кислород. Изотопный состав. Химическая связь в молекуле кислорода с позиций
метода ВС и МО. Парамагнетизм кислорода. Способы получения кислорода.
Физико-химические свойства. Аллотропия кислорода. Озон. Вода и пероксид
водорода, состав и электронное строение молекул. термодинамическая
устойчивость и окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода.
Сера. Аллотропия серы, физические свойства важнейших модификаций. Химические свойства. Сероводород. Строение. Физико-химические
свойства. Физиологическое действие и ПДК сероводорода. Сероводородная
кислота и сульфиды. Кислородные соединения серы. Оксид серы IV, строение, свойства, сернистая кислота, сульфиты. Тиосерная кислота, её соли,
практическое применение. Оксид серы VI, серная кислота, сульфаты: строение, свойства, получение и применение, ПДК. Олеум, пиросерная кислота.
Биологическая роль серы, круговорот её в природе.
Подгруппа селена, соединение атомов элементов подгруппы. Характер
изменения свойств водородных соединений элементов в подгруппе.
Общая характеристика атомов элементов побочной подгруппы, физико-химических свойства простых веществ.
Хром. Природные соединения. Получение, свойства, применение. Соединения хрома II,III,VI- оксиды, гидроксиды, соли. Зависимость кислотноосновных свойств оксидов и гидроксидов хрома от величены условных зарядов и радиусов соответствующих ионов. Комплексные соединения хрома.
Хромовые кислоты и их соли. Окислительные свойства хроматов и дихроматов. Хромовая смесь. Биологическая роль хрома и его соединения
Общая характеристика атомов элементов V группы и их простых веществ.
Азот. Азот в природе. Общая характеристика молекулы азота с точки
зрения методов ВС и МО, объяснение её особой устойчивости. Физико-
химические свойства, получение, применение. Соединение азота с водородом. Аммиак. Электронное строение и геометрия молекул. Получение и
свойства. Амиды, имиды, нитриды. Ион аммония, соли аммония. Гидразин,
гидроксиламин. Кислородные соединения азота в различной степени окисления. Оксиды азота, азотистая кислота, нитриты. Азотная кислота, её строение
и свойства. Особенности взаимодействия азотной кислоты с металлами и неметаллами в зависимости от концентрации кислоты и природы металла. Нитраты, особенности их разложения в зависимости от поляризующего влияния
катиона металла на нитрат ион. Биологическая роль азота и его соединений.
Фосфор. Аллотропия. Токсичные соединения фосфора Физикохимические свойства и получение. Фосфин, особенности его строения, свойства фосфина и получение его. Кислородные соединения фосфора: оксиды,
кислоты, соли в степени окисления +3,+5. Галогениды фосфора их гидролиз.
Биологическая роль фосфора и его соединений. Мышьяк, сурьма, висмут и
их основные соединения.
Общая характеристика атомов элементов ванадия, ниобия, тантала.
Способы их получения. Оксиды, гидроксиды, соли.
Сравнительные свойства атомов элементов главной и побочной подгрупп.
Общая характеристика атомов элементов главной подгруппы.
Углерод. Распространение в природе. Аллотропия углерода, физикохимические свойства, характер гибридизации атомных орбиталей атома углерода. Активированный уголь. Водородные соединения углерода. Карбиды.
Кислородные соединения углерода в степени окисления II и IV. Строение их
молекул. Угольная кислота, карбонаты. Особенности устойчивого состояния
карбонат-иона. Синильная кислота. Цианиды.
Кремний и его соединения. Природные силикаты. Получение и свойства кремния. Водородные соединения кремния. Кислородные соединения
кремния: оксиды, кислоты, соли. Строение, свойства, получение.
Германий, олово, свинец. Оксиды и гидроксиды, их кислотно-основные
свойства. Изменение устойчивости соединений с увеличением степени окисления. Применение в промышленности. Экологические проблемы, связанные
с соединениями свинца. Титан, цирконий. гафний. Строение, свойства и применение. Кислородные соединения.
Сравнение свойств атомов элементов главной и побочной подгрупп.
Металлическое состояние вещества. Зонная теория строения, металлическая связь. Особенности электронного строения металлов. Типы кристаллических решёток. Общие физико-химические свойства. Получение. Общая
характеристика атомов элементов и простых веществ.
Бор. Физико-химические свойства. Особенности структуры борводородов. Бориды металлов. Оксиды и гидроксиды бора. Бура, бор как микроэлемент.
Алюминий. Физико-химические свойства. Алюминотермия. Оксиды,
гидроксиды и соли алюминия. Амфотерность его соединений. Комплексные
соединения алюминия. Применение его.
Галлий, индий таллий и их соединения.
Скандий, иттрий, лантан, актиний. Нахождение элементов в природе.
Оксиды, гидроксиды, соли. Сравнение свойств атомов элементов главной и
побочной подгрупп.
Щелочные металлы. Распространение в природе, изотопный состав.
Правила работы со щелочными металлами. Хранение щелочных металлов.
Физико-химические свойства, получение и применение. Оксиды, гидроксиды
(щёлочи), соли. Медь, серебро, золото. Особенности строения, кристаллические решётки. Распространение в природе. Основные физико-химические
свойства, Важнейшие соединения. Комплексные соединения.
Щёлочноземельные металлы. Распространение в природе, изотопный
состав, электронное строение. Физико-химические свойства бериллия, магния, кальция, стронция и бария. Важнейшие их соединения. Негашёная и гашёная известь. Биологическая роль ионов кальция в организме человека и
животных.
Цинк. Кадмий. Ртуть. Распространение в природе, изотопный состав.
Физико-химические свойства атомов и их соединений в различных степенях
окисления. Важнейшие комплексные соединения. Физиологическое действие
цинка и ртути. ПДК ртути и её соединений. Получение применение.
Элементы семейства железа. Распространение в земной коре. Особенности электронного строения. Физико-химические свойства. Качественные
реакции на 2-х и 3-х валентное железо. Ферраты. Комплексные соединения
железа, кобальта, никеля. Биологическая роль железа и никеля.
Элементы семейства платины. Особенности Физико-химических
свойств. Роль русских учёных в развитии химии платины.
Особенности электронных структур атомов элементов f- семейства.
Лантаноиды. краткая характеристика свойств. Актиноиды. Проблемы верхней границы периодической системы.
Содержание лекционного курса
Введение.
Виды материи: вещество и поле. Движение как форма существования
материи; химическая форма движения. Предмет химии. Атом, молекула, химический элемент. Молекулярная масса, относительная молекулярная масса.
Моль - единица количества вещества. Молярная (мольная) масса. Закон сохранения массы и энергии вещества. Законы стехиометрии, их ограниченность. Закон постоянства состава и кратных отношений. Закон Авогадро. Закон эквивалентов. Законы идеальных газов.
Модуль I. Строение атома и периодический закон Д.И. Менделеева.
Химическая связь.
Тема 1. Состояние электрона в атоме Открытие электрона. Радиоактивность. Корпускулярно-волновой дуализм излучения. Уравнения Планка.
Теория атома водорода по Бору. Корпускулярно-волновой дуализм частиц.
Волны де Бройля. Принцип неопределённости Гейзенберга. Понятие о волновом уравнении Шрединберга для стационарных состояний.
Квантовые числа как параметры, определяющие состояние электронов в атоме. Главное квантовое число (n), орбитальное (l), магнитное (m), физический
смысл квантовых чисел. Атомные орбитали (АО). Основное и возбуждённое
состояние.
Тема 2. Многоэлектронные атомы. Закон Мозли. Заряды ядер атомов. Три принципа заполнения орбиталей в атомах. Порядок заполнения
атомных орбиталей. Правила Клечковского. Электронные формулы. Ядро как
динамическая система протонов и нейтронов. Радиоактивный распад ядер.
Тема 3. Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева в свете учения о строении атома. Открытие периодического закона. Принцип построения естественной системы элементов. Периоды, группы,
подгруппы. Связь положения элемента в периодической системе с электронным строением его атома. Связь свойств элементов с их положением в периодической системе.
Тема 4. Основные характеристики химической связи. Метод валентных связей. Основные характеристики химической связи: длина и энергия связи, угол связи, насыщаемость и направленность. Ковалентная связь.
Полярность связи и полярность молекулы.  - и  - связи. Кратность связи.
Поляризуемость ковалентной связи. Делокализация связи.
Тема 5. Метод молекулярных орбиталей. Метод молекулярных орбиталей.  - и  - молекулярные орбитали как линейная комбинация s- и pатомных орбиталей. Связывающие и разрыхляющие М.О. Принцип заполне-
ния молекулярных орбиталей. Магнитные свойства молекул в методе М.О.
Сравнение методов ВС и МОЛКАО.
Тема 6. Ионная, металлическая и межмолекулярные связи. Ионная
связь. Ионные кристаллические решётки. Металлическая связь. Межмолекулярные связи. Водородная связь. Ван-дер-ваальсовы силы межмолекулярного
взаимодействия, их энергия.
Модуль II. Учение о закономерностях протекания химических
процессов
Тема 7. Основные понятия термодинамики. Энергетика химических
процессов. Основные понятия термодинамики. Функции пути и функции состояния. Внутренняя энергия, теплота, работа. Взаимосвязь внутренней энергии, теплоты, работы. Первое начало термодинамики. Теплота изохорных и
изобарных процессов. Теплоёмкость. Тепловые эффекты химических реакций. Закон Гесса. Теплоты образования и сгорания. Расчёты тепловых эффектов химических реакций.
Тема 8. Направленность химических процессов. Понятие об энтропии. Направленность процессов в изолированных системах. Изобарноизотермный потенциал. Направленность процессов в реальных системах.
Химический потенциал. Равновесие. Условие обратимости и необратимости
химических реакций. Химическое равновесие
Тема 9. Основные понятия кинетики. Скорость химических реакций.
Закон действия масс. Константа скорости реакции. Порядок реакции. Определение порядка реакции. Зависимость скорости реакции от температуры.
Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Механизмы реакции. Катализ,
виды катализа.
Тема 10. Окислительно-восстановительные процессы. Электродные
потенциалы. Электролиз. Процессы, протекающие на границе раздела твёрдой и жидкой фазы. Уравнение Нернста. Гальванический элемент. Э.Д.С.
Окислительно-восстановительные электроды. Электролиз как окислительновосстановительный процесс. Законы и закономерности электролиза
Модуль III. Растворы и дисперсные системы.
Тема 12. Теория растворов. Краткая характеристика дисперсных систем и их классификация. Взвеси (суспензии и эмульсии), коллоидные системы, истинные растворы. Механизм процесса растворения. Сольватация
(гидратация) при растворении. Растворимость твёрдых веществ в воде. Способы выражения концентрации растворов.
Тема 13. Термодинамика растворения. Насыщенный раствор. Тепловые эффекты при растворении. Коллигативные свойства растворов. Электролиты и неэлектролиты. Основные положения теории электролитической диссоциации. Механизм диссоциации веществ с различным типом химической
связи.
Тема 13.Гомогенные равновесия в растворах. Кислотно-основные
свойства соединений в рамках протолитической теории. Протолитические
процессы в растворах. Роль растворителя.
Тема 14. Поведение в водных растворах сильных и слабых кислот
и оснований, амфолитов. Вода – амфипротонный полярный ионизирующий
растворитель, Кw, рН раствора.
Тема 15. Гетерогенные равновесия в растворах. Реакция осаждения
малорастворимого сильного электролита, константа растворимости. Влияние
различных факторов на растворимость малорастворимого сильного электролита.
Тема 16. Описание окислительно-восстановительного процесса.
Направленность окислительно-восстановительной реакции в растворе. Влияние рН раствора на потенциал.
Модуль IV. Химия неорганических соединений
Тема 17. Оксиды, кислоты, основания, соли и оксогалогениды. Оксиды. Классификация, номенклатура, строение, физико- химические свойства. Получение. Влияние термодинамических параметров на свойства оксидов. Кислотно-основные теории: теория электролитической диссоциации,
протолитическая теория кислот и оснований, теория Бренстеда-Лоури, кислоты и основания Льюиса. Классификация кислот и оснований. Соли. Оксогалогениды.
Тема 18. Комплексные соединения. Понятие о комплексных соединениях. Внешняя и внутренняя сферы. Характеристика лигандов. Комплексообразователь и координационное число. заряд комплексного иона. Природа
химической связи в комплексных соединениях. Рассмотрение её с позиций
теории ВС и теории кристаллического поля. Химическая связь в методе
МОЛКАО. Электролитическая диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости.
Тема 19. Элементы VII А группы. Атом водорода, изотопы. Распространение водорода в природе. Особенности положения в периодической системе. Общая характеристика атомов элементов и простых веществ галогенов.
Тема 20. Элементы VI А группы. Общая характеристика атомов элементов и простых веществ. Кислород. Сера. Подгруппа селена, соединения
атомов элементов подгруппы. Общая характеристика атомов элементов побочной подгруппы, физико-химических свойств простых веществ.
Тема 21. Элементы V А группы. Общая характеристика атомов элементов V группы и их простых веществ. Азот. Общая характеристика моле-
кулы азота с точки зрения методов ВС и МО, объяснение её особой устойчивости. Амиды, имиды, нитриды. Фосфор. Мышьяк, сурьма, висмут и их основные соединения.
Тема 22. Элементы IV А группы. Общая характеристика атомов элементов главной подгруппы. Углерод. Кремний и его соединения. Германий,
олово, свинец.
Тема 23. Бор и его соединений. Общая характеристика элемента. Гидриды, оксид, борные кислоты и их соли.
Тема 24. Общие свойства металлов
Тема 25. Элементы III А и В группы. Металлическое состояние вещества. Зонная теория строения, металлическая связь. Особенности электронного строения металлов. Типы кристаллических решёток. Бор. Алюминий.
Тема 26. s-металлы и их соединения. Щелочные и щёлочноземельные
металлы, характеристика элементов, распространение в природе, изотопный
состав. Особенности строения и физико-химические свойства металлов. Оксиды, гидроксиды (щёлочи), Физико-химические свойства бериллия, магния
и их соединения. Соли s-металлов.
Тема 27. Элементы VII В группы и их соединения Марганец. Природные соединения марганца. Получение и применение. Физико-химические
свойства марганца, его оксидов и гидроксидов в различных степенях окисления.
Тема 28. Элементы VI В группы и их соединения Хром, молибден,
вольфрам. Общая хараткеристика элементов. Оксиды, гидроксиды. Комплексные соединения Получение ,свойства, применение.
Тема 29. Элементы V В группы и их соединения Общая характеристика атомов элементов ванадия, ниобия, тантала.
Тема 30. Элеметы IV В группы и их соединения. Общая характеристика титана, необия, гафния и их соединений.
Тема 31 Элементы триад и их соединения. Железо, кобальт, никель. . Элементы семейства железа. Распространение в земной коре. Физикохимические свойства.
Тема 32. Элементы триад и их соединения: металлы платиновой
группы Элементы семейства платины. Особенности Физико-химических
свойств.
Тема 33.Элементы I В группы и их соединения. Медь, серебро, золото. Общая хараткеристика элементов. Оксиды, гидроксиды. Комплексные
соединения Получение ,свойства, применение.
Тема 34. Элементы IIB группы и их соединения. Цинк. Кадмий.
Ртуть. Распространение в природе, изотопный состав. Общая хараткеристика
элементов. Оксиды, гидроксиды. Комплексные соединения Получение
,свойства, применение.
Тема 35. Элементы главной подгруппы VIII группы. Инертные газы. История их открытия. Электронное строение и особенности образования
химических соединений. Невозможность существования двухатомных молекул с позиций метода МО. Применение инертных газов.
Тема 36. Радиоактивные и синтезированные элементы. Особенности электронных структур атомов элементов f- семейства. Лантаноиды, краткая характеристика свойств. Актиноиды. Работы И.В. Курчатова, Г.Н. Флерова, Г. Сиборга. Проблемы верхней границы периодической системы.
Содержание лабораторных занятий
Перечень лабораторных работ (выполняются по указанию преподавателя)
1. Знакомство с правилами безопасной работы в химической лаборатории.
Основные приемы и техника общих операций в лаборатории. Реактивы и обращение с ними. Химическая посуда и приборы.
2. Основные законы и понятия химии. Элементарный анализ вещества, установление формулы вещества.
3. Общие приемы работы с газами. Определение эквивалента магния методом
вытеснения. Определение молекулярной массы оксида углерода IV и кислорода.
4. Строение атома, основные квантовые числа.Правила квантования, электронные формулы.
5. Периодический закон и система. Периодичность изменения основных
свойств атома.
6. Метод валентных связей, направленность, полярность и поляризуемость
связи.
7. Основные идеи метода МО ЛКАО. Гомонуклеарные и гетеронуклеарные
двухатомные молекулы.
8. Ионная связь. Межмолекулярное взаимодействие.
9. 1-е начало термодинамики. Закон Гесса.Термохимические расчеты. Определение теплоты растворения соли.
10. Направленность процесса. Равновесие. Закон действующих масс. Различные факторы, влияющие на смещение химического равновесия.
11.Влияние природы реагирующих веществ на скорость химической реакции.Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ.
12. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Гомогенный
и гетерогенный катализ.
13. Различные способы приготовления растворов с заданной массовой долей.
Приготовление растворов с заданной молярной и нормальной концентрацией.
14. Свойства растворов. Термодинамика растворения.
15. Теория электролитической диссоциации. Равновесие в растворах электролитов.
16. Реакция нейтрализации. рН раствора.Гидролиз. Протолитическая теория
кислот и оснований.
17. Гетерогенное равновесие в растворе. Растворимость малорастворимых
сильных электролитов.
18. Коллоидные растворы.
19. Окислительно-восстановительные реакции в различных средах.Метод полуреакций.
20. Электролиз.Гальванический элемент. Химические источники тока. Коррозия
21. Классификация неорганических соединений. Кислотно-основные свойства.
22. Комплексные соединения. Состав, номенклатура, получение. Изомерия.
23. Химическая связь в комплексных соединениях. Термодинамика комплексообразования.
24. Водород и его соединения.
25. Хлор. Хлорводород. Кислородсодержащие соединения хлора.
26. Бром, йод и их соединения.
Марганец и его соединения.
27. Кислород, перекиси.
28. Сера, сероводород, сульфиды.
29. Кислородные соединения серы.
30. Азот и его водородные соединения.
31. Кислородные соединения азота.
32. Фосфор и его соединения.Мышьяк, сурьма, висмут.
33. Углерод и его соединения. Кремний и его соединения.
34. Общие свойства металлов, способы их получения.
35. Металлы главных подгрупп и их соединения.
36. Химия в- металлов. Медь, серебро, золото, их соединения.
Содержание самостоятельной работы
Темы, выносимые на самостоятельное изучение:
Модуль I. Строение атома и периодический закон Д.И. Менделеева.
Химическая связь.
Важнейшие методы исследования строения вещества.
Корпускулярно-волновой дуализм излучения.
Радиоактивный распад ядер. Период полураспада. Искусственная радиоактивность.
Геометрия сложных молекул. Теория Гиллеспи и модель Кеперта.
Типы химической связи в кристаллах. Зонная теория кристаллов.
Модуль II. Учение о закономерностях протекания химических
процессов
Направленность окислительно-восстановительных реакций в водном растворе.
Электролиз. Законы и закономерности электролиза.
Модуль III. Растворы и дисперсные системы.
Дисперсные системы. Взвеси.
Модуль IV. Химия неорганических соединений
Протолитическая теория кислот и оснований.
Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости.
Применение галогенов. Водород- топливо будущего.
Биологическая роль простых веществ и соединений, образованных галогенами.
Подгруппа селена, соединения атомов элементов подгруппы.
Мышьяк, сурьма, висмут и их основные соединения.
Галлий, индий таллий и их соединения.
Химия f-элементов: лантаноиды и актиноиды.
Вопросы для самопроверки по темам, выносимым на самостоятельное изучение:
Модуль I. Строение атома и периодический закон Д.И. Менделеева.
Химическая связь.
Методы исследования строения вещества.
1.
Важнейшие открытия конца 19 века, указывающие на строение
атома: - опыты с электронно-лучевой трубкой ( катодные, каналовые лучи,
рентгеновское излучение); - явление радиоактивности).
2.
Современные методы исследования структуры веществ. Атомная
спектроскопия. Рентгенофлуоресцентный анализ, анализ методом рентгеновской дифракции.
3.
Микроскопия. Электронная микроскопия, атомно-силовая и сканирующая зондовая микроскопия.
4.
Большой адронный коллайдер. Принцип действия. Получаемая
информация.
Корпускулярно-волновой дуализм излучения.
1. Уравнения Планка.
2. Объяснение фотоэффекта Эйнштейна.
3. Принцип неопределенности Гейзенберга и принцип дополнительности Бора.
Радиоактивный распад ядер. Период полураспада. Искусственная
радиоактивность.
1. Работы Рентгена. Открытие радиоактивности.
2. Явление радиоактивности. Естественная радиоактивность, ее виды.
3. Период полураспада. Радиоактивные семейства.
4. Искусственная радиоактивность. Ядерные реакции.
Геометрия сложных молекул. Теория Гиллеспи и модель Кеперта.
1.
Геометрия сложных молекул. Расчет длины связей и валентных
углов.
2.
Недостатки теории Гиллеспи и модели Кеперта.
3.
Особенности плоскоквадратной геометрии молекул.
Типы химической связи в кристаллах. Зонная теория кристаллов.
1.
Основные типы химической связи.
2.
Типы кристаллической решетки. Явление изоморфизма.
3.
Основные положения зонной теории кристаллов.
4.
Как рассчитать число Авагадро, зная плотность кристалла и размер элементарной ячейки?
Модуль II. Учение о закономерностях протекания химических
процессов
Направленность окислительно-восстановительных реакций в
водном растворе.
1.
Вода как окислитель и восстановитель.Стандартные электродные
потенциалы воды, Н+, ОН-.
2.
Уравнение Нернста. Возможности проявления окислительных и
восстановительных свойств в водных растворах в различных средах.
3.
Константа равновесия окислительно-восстановительной реакции
в водном растворе.
Электролиз. Законы и закономерности электролиза.
1. Открытие электролиза.
2. Законы и закономерности лежащие в основе электролиза. Законы
Фарадея.
3. Практическое значение электролиза.
4. Сверхэффективный электролиз воды.
Модуль III. Растворы и дисперсные системы.
Дисперсные системы. Взвеси.
1. Понятие дисперсности. Дисперсная фаза и дисперсионная среда.
2. Классификация дисперсных систем.
3. Чем обусловлены особенности поведения коллоидных систем? В
чем состоит их отличие от истинных растворов?
4. Суспензии и эмульсии. Распространенность в природе.
5. Седиментационная устойчивость взвесей. Повышение устойчивости
различными методами.
6.
Получение и применение наноразмерных порошков оксидов металлов, магнитных жидкостей наночастиц металлов и т.д.
Модуль IV. Химия неорганических соединений
Протолитическая теория кислот и оснований.
1. Протолитическая теория Бренстеда-Лоури.
2. Понятие кислоты и основание согласно протолитической теории.
3. Сила кислот и оснований.
4. Роль растворителя в кислотно-основном взаимодействии.
Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости.
1. Комплексные соединения. Структура комплексных соединений.
2. Диссоциация комплексных соединений.
3. Понятие о константе нестойкости.
4. Расчет состава растворов комплексных солей.
Применение галогенов. Водород - топливо будущего.
1. Биологическое значение и применение галогенов и их соединений.
2. Галоге́нная ла́мпа.
3. Производство тефлона, фторопластов, фторкаучуков, фторсодержащих органических веществ.
4. Получение хлорсодержащих органических соединений, волокон,
пластиков.
5. Применение соединений хлора в текстильной промышленности в
качестве отбеливающих агентов.
6. Применение солей брома в спектроскопии.
7.
Применение водорода.
8.
Можно ли рассматривать водород как замену горючего в двигателях внутреннего сгорания. Преимущества и недостатки водорода как энергоносителя.
Биологическая роль простых веществ и соединений, образованных галогенами.
1. Значение йода в организме человека.
2. Последствия аварии на Чернобыльской АЭС. Роль изотопа 131I.
3. Отравляющее действие соединений хлора : фосген, иприт, люизит.
4. Применение хлорной извести.
5. Значение открытия хлороформа в хирургии.
6. Действие брома на организм человека.
Подгруппа селена, соединения атомов элементов подгруппы.
1. Свойства селена. Нахождение селена в земной коре.
2. Применение селена в полупроводниковой технике, фотографии,
стекольной промышленности и т.д.
3. Свойства теллура. Нахождение теллура в земной коре.
4. Водородные соединения селена и теллура.
5. Действие соединений селена и теллура на организм человека.
Мышьяк, сурьма, висмут и их основные соединения
1. Распространенность элементов в земной коре.
2. Мышьяк, сурьма и висмут как представители токсических элементов.
3. Применение сурьмы в металлургической промышленности. Сплавы
сурьмы.
4. Сплавы висмута. Применение в стекловарении, керамике, в фармацевтической промышленности и т.д.
Галлий, индий, таллий и их соединения.
1. Открытие галлия, индия и таллия.
2. Производство и рынок галлия.
3. Арсенид галлия и его применение.
4. Применения галогенидов таллия в оптике.
5. Технология получения индия. Применение в металлургии, ядерной
энергетике, электронике, медицине, оптике.
Химия f-элементов: лантаноиды и актиноиды.
1.
Особенности строения атома f-элементов. Электронные формулы.
2.
3.
4.
Нахождение f-элементов в природе
Приведите примеры синтеза трансурановых элементов.
Актиноиды. Работы И.В. Курчатова, Г.Н. Флерова, Г. Сиборга.
Примерные варианты контрольных работ
Работа 1.
1. Сформулируйте принцип минимума энергии, а также правило Клечковского, которое
считают дополнением принципа минимума энергии для многоэлектронных атомов.
Приведите последовательность согласно которой заполняются электронами
2s,2p,3s,3p,3d,4s,4p,4d,4f.
2. Составьте электронные формулы элементов в стационарном состоянии, постройте
диаграммы заполнения валентных АО для элементов: Ta, Te, Cu.
3. Какая зависимость существует между радиусом атома и первым потенциалом ионизации атома в стационарном состоянии. Чем она вызвана? Почему медь имеет меньший
атомный радиус чем калий, хотя на внешнем энергетическом уровне их электронная
конфигурация одинакова – 4s1? Как изменяется при этом энергия ионизации при переходе от калия к меди?
4. Какой комплекс свойств элементов называют металлическими? Как меняются металлические свойства в ряду: Ti, Zr, Hf ?
5. С чем связано явление внутренней периодичности для элементов малых периодов?
Работа 2
1. Объясните, почему физические свойства угарного газа и азота – простого вещества
очень близки:
СО
N2
Длина связи, пм
113
110
Энергия связи, кДж/моль
1071
941
66
63
Температура плавления,  К
83
77
Температура кипения,  К
2. Дайте полную характеристику химической связи в методе ВС в соединении – СOCl2
3. Какой смысл вы вкладываете в понятия: полярность частицы и полярность связи?
Сравните данные характеристики для частиц: NH3 и PH3; CO2 и SO2 .
4. С позиции метода МО ЛКАО покажите возможность существования молекулярных
ионов H2+ и Hе2+, каким числом электоронов обусловлена связь в каждом ионе?
Почему молекула водорода - простого вещества двухатомна, а гелия – одноатомна?
5. Как меняется характер химической связи в гидроксидах в ряду: NaOH, Mg(OH)2,
Al(OH)3? Чем обусловлены различные свойства этих соединений, в частности – растворимость в воде, устойчивость к действию высоких температур и др.?
Работа 3.
1. Чему равен тепловой эффект химической реакции в изохорно-изотермных и изобарноизотермных условиях? От чего зависит тепловой эффект химической реакции в изобарно-изотермных условиях? Сколько выделится теплоты при сжигании в атмосфере
хлора железа массой 11,2 г, если при этом образуется хлорид железа(III) и поддерживается р=101,3 кПа, Т=298К.
2. Укажите знак изменения энтропии в процессах: а) таянья льда; б) кипения воды; в) синтеза аммиака; г) образования хлорида аммония из аммиака и хлороводорода? Поясните свой ответ.
3. Возможно ли самопроизвольное протекание процесса в стандартных условиях:
СО+2H2CH3OH
4. Сформулируйте закон действия масс? Выразите Кn, Kp, Kc для реакции:
2NO(г)+2H2(г)N2(г)+2H2O(г). Начальные концентрации в гомогенной системе при некоторой температуре для оксида азота, водорода и воды были соответственно равны:
0,10;0,05; 0,10 моль/л. Вычислите равновесные концентрации N2, H2, H2O, если равновесная концентрация [NO]=0,07 моль/л. Чему равна Кс?
5. Как повлияет на состояние равновесие в реакции: а)PCl3(г)+Cl2PCl5(к)=-732кДж
б)MgCO3(к)MgO(к)+CO2(г), =102 кДж , понижение температуры, повышение давления?
6. Период полураспада радиоактивного углерода 14С равен 5600 лет. В живом организме
за счет обмена веществ поддерживается постоянное количество 14С. В останках мамонта содержание 14С составило 1/32 от исходного. Определите, когда жил мамонт.
7. Для практической остановки реакции применяют быстрое охлаждение реакционной
смеси ( «замораживание реакции»). Определите во сколько раз изменится скорость реакции при охлаждении реакционной смеси с 40 до -10 С, если температурный коэффициент реакции 2,7.
Работа 4.
1. Определите массу (в граммах) 4%-ного раствора нитрата калия, приготовленного путем
разбавления водой из 20 г 15%-ного раствора того же вещества.
2. В лаборатории имеются растворы с массовой долей хлорида натрия 10 и 20%. Какую
массу каждого раствора надо взять для получения раствора с массовой долей соли 12%
массой 300г?
3. Сильный электролит – это
1) C6H5OH
2) CsOH
3) CH3COOH
4) HClO
4. Степень электролитической диссоциации α = 0 соответствует
1) сильному электролиту
3) неэлектролиту
2) слабому электролиту
4) любому веществу в растворе
5. Уравнение электролитической диссоциации cульфата алюминия выглядит следующим образом:
6. Не могут одновременно находиться в растворе
1) Na+, Fe2+, SO42-, NO32) H+, SO42-, NO3-, Cl-
3) Ca2+, K+, Cl-, NO34) Cu2+, Na+, SO42-, CO32-
7. Число ионов в сокращенном ионном уравнении реакции взаимодействия между серной кислотой и
оксидом алюминия равно
1) 12
2) 9
3) 8
4) 4
8. Сокращенное ионное уравнение Н+ + ОН- ↔ Н2О соответствует реакции
1) KOH + H2SO4 →
3) Fe(OH)2 + H2SO4 →
2) NH4OH + H2SO4 →
4) Ba(OH)2 + H2SO4 →
9. Приведите молекулярные и сокращенные ионные уравнения реакций
1) CuSO4 + Na2S →
2) НNO3 + Cu(ОН)2→
3) FeCl3 + KOH →
4) Na2SО3 + HCl →
10. Путем выпаривания досуха 200 г насыщенного при 10оС раствора хлорида натрия получено 52,6 г
соли, растворимость хлорида натрия в воде при 10оС……………………………
11. Какова среда в растворах, полученных при растворении в воде: а)гидрокарбоната калия,
б)хлорида алюминия, в)нитрата калия, г)нитрида кальция? Составьте ионные уравнения реакций,
подтверждающие ваш выводы.
12. Растворимость хлорида серебра в его насыщенном растворе, и в 0,1 М растворе хлорида
натрия….
13. рН 0,01М раствора гидроксида бария…………………………
14. Раствор глюкозы изотоничный 0,9%-ному раствору поваренной соли это:
1) 0,9%-ный раствор
3) 0,102 молярный раствор
2) раствор с концентрацией 0,205моль/л
4) раствор с такой же плотностью
Работа 5.
1. Разделите вещества Cr2(SO4)3, CrO3, K2CrO4, Cr, CrCl2, K2Cr2O7 на три группы:
1) вещества, имеющие только окислительные свойства;
2) вещества, имеющие только восстановительные свойства;
3) вещества, имеющие как окислительные, так и восстановительные свойства.
2. В уравнениях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты электронно-ионным методом (методом полуреакций), определите окислитель и восстановитель, рассчитайте э.д.с. реакции.
1) H2O2 + KMnO4 →
2) I2 + Cl2 + H2O →
3) KMnO4 + HCl →
3. Допишите левую часть уравнения окислительно-восстановительной реакции, расставьте коэффициенты:→ Na2SO4 + MnO2 + KOH. Докажите возможность протекания этого процесса в заданном направлении, вычислите 0, G0, 0K
4. Какие процессы будут происходить при электролизе водных растворов AuCl3, ZnSO4, Ni(NO3)2
(электроды инертные). Напишите уравнения реакций.
5. При электролизе 10 %-ного раствора сульфата калия массой 1700 г получили на аноде газ объемом 280 л (н.у.). После этого электролиз прекратили. Вычислите массовую долю соли в оставшемся растворе и объем газа, выделившегося на катоде.
6. Составьте схему коррозионного процесса, протекающего в почвенном растворе с рН=8, стальной конструкции, защищенной с помощью магниевого протектора.
Работа 6.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Назовите [Ni(H2O)(CN)5]3Назовите [Ru3(CH3COO)6O]+
Приведите формулу дифтородиоксоиодат(V)-иона
По методу валентных связей предскажите тип гибридизации атомных орбиталей комплексообразователя и геометрическую форму следующих диамагнитных комплексов катиона
диамминсеребра(I)
Укажите, какие из перечисленных комплексов диамагнитны: а) [Sc(OH)6]3-; [Ti(H2O)6]3+;
[TiCl6]2Приведите формулы изомеров [Pt(NH3)2(N2H4)2]
Приведите формулы константы комплексообразования, константы устойчивости и константы нестойкости, комплекса образующегося при растворении хлорида серебра в растворе тиосульфата натрия
Назовите вещества, укажите соответствие классификационной группе
А КClO4
В (NH4)2HPO4
Б Cl2O
Г H2SeO4
9. Приведите формулы по названию
А гидроксокарбонат меди(II)
Б фосфорноватистая кислота
В силицид магния
Г гипохлорит натрия
10. Приведите уравнения реакций, характеризующие свойства кислородсодержащей одноосновной сильной кислоты.
11. Приведите уравнения реакций получения гидроксида железа(III)
12. Опишите кислотно-основные свойства гидросульфит-иона.
Работа 7.
1. Напишите уравнения реакций:
S+H2
CaCl2+AgNO3
SiCl4+H2O
J2+HNO3
Сl2O7+KOH
KH+H2O
Ag2O+H2
POCl3+KOH
Br2+KI
Br2+Ag
2. Закончите уравнения возможных реакций:
Br2+KOH (гор. р-р)
KClO
КСlO+HCl
KI+HNO3(конц)
CrO3+HBr
3. Зловонную жидкость, образовавшуюся при взаимодействии бромистого водорода с перманганатом калия, отделили и нагрели с железной стружкой. Продукт реакции растворили
в воде и добавили к нему раствор гидроксида цезия. Образовавшийся осадок отфильтровали и прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.
4. Расположите в порядке усиления: а) восстановительных свойств галогенид-ионов;
б) силы кислородсодержащих кислот хлора в 0,1 моль/л растворе; в)растворимости
галогенов в воде.
5. Как получают фтороводород в лаборатории? Почему так нельзя получить йодоводород?
Работа 8.
1. 0, 405 - массовая доля серы в:
А) сульфиде натрия; б) гидросульфите натрия; в) сульфате натрия; г) тиосульфате натрия
2. Укажите комбинацию название минерала – основное серосодержащее вещество соответствующую правильной:
А) пирит – FeS; б) баритит – Na2SO4*10 H2O; в) глауберова соль-BaSO4; г) ангидрит CaSO4
3. Общее содержание оксида серы (IV) в 30% - ном олеуме составляет:
А)64,58%;
б)87,14%;
в) 86,84%;
г)57,14%
4. Приведите способ качественного распознавания озона, составьте уравнение реакции,
расставьте в нем коэффициенты методом полуреакций. Сумма наименьшего общего кратного и числа протонов в полуреакции восстановления составляет:
А) 4;
б) 3;
в) 2
г) 6
5.5,6 л сероводорода при н.у. поглощено 288 мл 4%-ного раствора едкого натра с плотностью1,043г/мл, какие соли и в каком количестве содержатся в растворе:
А) 0,25 моль гидросульфида натрия
Б) 0,15 моль гидросульфида и 0,1 моль сульфида натрия;
В) 0,05 моль сульфида и 0.2 моль гидросульфида натрия;
Г) 0,3 моль сульфида натрия.
6. Концентрированная серная кислота обладает свойствами реагировать с: 1) медью;
2)солями; 3) основаниями; 4) углеводами; 5) серебром; 6)сульфатом бария;
7)амфотерными оксидами; 8) хлороводородом; 9) медным купоросом. Утверждение верно:
А) 2,3,7, б)1,2,3,4,5,7, в) 6,8,9,
г)2,3,6,7,9
Приведите уравнения возможных реакций
7.Кислород не взаимодействует с: 1)углеродом; 2)оксидом азота (IV), 3)золотом; 4) бромом; 5)оксидом азота (II), 6)гидроксидом хрома (II); 7) гидроксидом железа (III),
8)сероводородом, 8)фтороводородом. Утверждение верно:
А)2,3,4,7,9,
б)1,3,5,7,8,9,
в) 2,5,6,7,8,9,
г)1,2,4
Приведите уравнения возможных реакций
8. В ряду оксидов серы: оксид серы (IV), оксид серы (VI) тип гибридизации центрального атома и геометрия молекулы меняются:
А)sp2 – sp2; угол, треугольник; б) sp2 – sp3; угол, пирамида; в) sp – sp2; линейная, угол; г)
sp3 – sp2; угол, угол.
9. При обработке цинксодержащего минерала разбавленной серной кислотой выделяется
газ с запахом тухлых яиц, который вызывает образование черного осадка при пропускании его через раствор соли некоторого металла. В ответе указаны формулы: основного
вещества минерала – выделяющегося газа - катион металла в составе соли, дающей черный осадок:
А)Zn – SO2 – Ba2+: б) Zn – H2S – Cu2+; в) ZnS – H2S – Pb2+; г) ZnO – SO3 – Ba2+
Приведите уравнения описанных реакций
10. В результате взаимодействия каких двух солей в водном растворе происходит выделение газа, но данная реакция не является окислительно-восстановительной:
А) FeCl3 и Na2S б) AlCl3 и Na2S в)NaHSO4и NaHSO3 г)Ba(HSO3)2 и K[Al(OH)4 ]
Приведите уравнения возможных реакций
Работа 9.
1. Электронная формулы частицы N2____________________________________________
2. В молекуле азотной кислоты ________ связей_________-связей. Тип гибридизации центрального атома:_________, тип связи___________, валентный
угол_________, геометрия молекулы___________________________.
3. Фосфин более более реакционноспособное соединение, чем аммиак, т.к._________
__________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
__________
4. В ряду элементов сурьма – мышьяк – фосфор – азот радиус атома
___________________, относительная электроотрицательность_________________________
5. Среди оксидов азота несолеобразующими являются:_______________________________
6. Питательную ценность фосфорных удобрений выражают в виде массовой доли оксида фосфора(V) в удобрении. Питательная ценность простого суперфосфата:_____________
7. Для смещения равновесия в реакции N2+3H2=2NH3 в сторону продуктов необходимо:
А)___________________________________________________________________________
___
Б)____________________________________________________________________________
__
В)___________________________________________________________________________
___
8. Закончите уравнения реакции термического разложения солей:
NH4NO2
NH4Cl
(NH4)2SO4
9. Азотистая кислота может быть получена только в виде разбавленного раствора,
согласно уравнению реакции:____________________________________________,
если использовать концентрированный раствор соли или кристаллическую соль, то
происходит
________________________________________________________________
10. рН раствора дигидрофосфата аммония___________рН раствора дигидрофосфата
натрия.
11. Распознать раствор ортофосфата калия можно по реакции с ___________, сокращенное ионное уравнение реакции____________________________________________________
12. Черный порох представляет собой смесь нитрата калия, серы и углы в молярных
соотношениях 2:1:3. Уравнение реакции протекающей при взрыве черного пороха:___________________________________________________________________
13. Закончите уравнение реакции, определите окислитель и восстановитель, расставьте
коэффициенты используюя метод полуреакций:
РН3+ I2+……..= ……..+ ……… Один из продуктов реакции - фосфористая кислота.
14. В 250 г раствора с массовой долей ортофосфорной кислоты 9,8% растворили при
нагревании 14,2 г оксида фосфора (V) Массовая доля ортофосфорной кислоты в
полученном растворе равна:____________________________________________
Работа 10.
1. Как изменяется энергия ионизации в ряду элементов: С Si Ge Sn Pb?
А)увеличивается б) уменьшается в) уменьшается, но при переходе от______ к
_______ остается практически неизменной и от _______ к ________ увеличивается;
г) остается неизменной, т.к. постоянно число валентных электронов
2. Приведите соответствие между символом и степенью окисления, которую он может проявлять в соединениях:
Символ элемента
степеньокисления
а) С
1) -4, +2, +4
б) Ge
2) -4, -3, -2, -1, +1, +2, +3, +4
в) Sn
3) +2, +4
г) Pb
4) -4,-2, +2,+4
вопрос
а
б
в
г
ответ
3. Элемент, который образует ковалентные  связи Э-Э и связи Э–Н, Э-О, Э-N близкие по энергии:__________________________________.
4. Элемент IV группы главной подгруппы имеет склонность к образованию кратных
p-p-связей:______________________________________.
5. Самый распространенный в земной коре после кислорода элемент:___________________.
6.
Устойчивость соединений +2 в ряду С Si Ge Sn Pb: а) уменьшается, б) увеличивается; в) остается практически постоянной;
г)_________________________________________________________________________
________________________________________________
7. Запишите уравнения радиоактивного распада, которые лежат в основе радиоуглеродного метода определения возраста органических остатков в палеонтологии:____________________________________________________________________
_______________________________________
8. Приведите соответствие между аллотропной модификацией углерода, типом гибридизации атома углерода и геометрией:
1)sp
графит а) тетраэдрическая
2
2)sp
карбин б) планарная - шестичленные циклы
3)sp3
фуллерен в) линейная
3
4)sp d
алмаз г) планарная – шестичленные и пятичленные циклы - плоскость за
вопрос
графит
карбин
фуллерен
ответ
9. Самая устойчивая аллотропная модификация углерода______________________.
10. Предложите наиболее общий способ получения летучих водородных соединений
элементов подгруппы углерода ( на примере германа)
_______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
11. Приведите уравнения реакций, характеризующих свойства углерода, на примере
графита:________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
12. Кремний можно перевести в раствор двумя способами, приведите уравнения реакций____________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
_________________
13. Кремний получают в лаборатории согласно уравнению реакции:____________________________________________________________________
______________________________________________
14. Угарный газ – оксид углерода (II) – это ___________________________оксид, который однако можно считать ангидридом ____________________кислоты. Приведите
два уравнения реакции в доказательство этого факта______________________________________________________________________
_______________________________________________________________________
__________
15. Закончите уравнения реакций PbS +
H2O2=____________________________________
Sn +
HNO3(конц)=___________________________________________________________
Pb +
HNO3(разб)
=__________________________________________________________
C +
HNO3(конц)=__________________________________________________________
Работа 11.
1. Расположите металлы 1А группы в порядке усиления металлических свойств. Совпадает ли ваше расположение с положением металлов 1А группы в электрохимическом ряду напряжений? Какой из металлов можно считать самым активным? Почему?
2. Предложите способы перевода прокаленного оксида алюминия в растворимые в
воде соединения. Напишите уравнения реакций и укажите условия их протекания.
3. Предложите способ выделения индивидуальных соединений из водного раствора,
содержащего гидроксиды натрия, кальция и алюминия.
4. Предложите способ получения металлического натрия из наиболее распространенного сырья. Натрий применяют для металлотермического получения таких металлов как калий и титан. Приведите уравнения реакций, опишите условия их протекания.
5. Приведите уравнения реакций, протекающих в ходе взаимодействия калия с водой
в атмосфере воздуха. Почему при этом наблюдается горение, выделяющегося газа
и пламя окрашено в фиолетовый цвет?
6. Напишите уравнения реакций следующих превращений, укажите условия их проведения. Для осуществления каждого превращения используйте минимальной число стадий:
Ba BaOBa2O2BaSO4BaSBaCl2


 
Ba(OH)2 H2O2
H2S 


BaCO3Ba(HCO3)2Ba(NO3)2
7. 23,67 г смеси карбоната бария, бромида калия и фосфида неизвестного металла (
степень окисления +2) , взятых в эквимолярных соотношениях, растворили в избытке бромоводородной кислоты. Выделившуюся смесь газов пропустили через
686 г 8%-ного раствора дихромата калия, содержащего серную кислоту. В полученном растворе массовые доли солей , содержащих хром сравнялись. Какова формула фосфида?
Примерный перечень вопросов к экзамену
1-й семестр
1. Химия как наука, место химии в системе естественных наук.
2. Основные понятия химии: атом, молекула, дальтониды, бертолиды,
химическая формула вещества, формульная единица, относительная
атомная и молекулярная массы, количество вещества, моль, молярная
масса, постоянная Авогадро.
3. Стехиометрические законы: закон сохранения массы и энергии, закон
постоянства состава, закон простых кратных отношений.
4. Газовые законы: закон Авогадро и следствия из него, закон объемных
отношений. Уравнение состояния идеального газа.
5. Понятие химический эквивалент, закон эквивалентов.
6. Состояние электрона в атоме, квантовые числа, энергетический уровень, подуровень, атомная орбиталь.
7. Правила заполнения электронами атомных орбиталей, электронные
формулы.
8. Периодический закон и система химических элементов и электронная
структура атомов.
9. Ядро. Строение ядра. Изотопы и изобары. Радиоактивность.
10.Естественная и искусственная радиоактивность.
11.Химический элемент, классификация химических элементов. Периодический закон и система химических элементов.
12.Периодический закон и периодическая система химических элементов
– основа изучения закономерностей в изменении свойств простых веществ и химических соединений.
13.Виды периодичности. Проявление периодичности в изменении свойств
свободных атомов элементов, свойств их высших оксидов и соответствующих им гидроксидов.
14.Свойства свободных атомов. Изменение их в ПСХЭ.
15.Общие характеристики химической связи.
16.Ковалентная связь: механизм образования, энергия, длина, кратность,
направленность и полярность ковалентных связей.
17.Метод ВС в описании ковалентной связи.
18.Метод МО ЛКАО в описании ковалентной связи.
19.Межмолекулярное взаимодействие, физические свойства ковалентных
соединений.
20.Ионная связь. Ионная кристаллическая решетка. Физические свойства
ионных соединений.
21.Металлическая связь, металлическая кристаллическая решетка, физические свойства металлов.
22.Основные термодинамические понятия. Первое начало термодинамики.
23.Закон Гесса. Энергетические эффекты химических реакций.
24.Движущая сила химических процессов. Энтропия.
25.Энергия Гиббса и ее изменение при химических реакциях. Энтальпийный и энтропийный факторы.
26.Обратимые реакции. Химическое равновесие. Смещение химического
равновесия, принцип Ле-Шателье.
27.Константа равновесия: термодинамическая, условная. Степень превращения, состав равновесной смеси.
28.Скорость реакции. Понятие о средней и мгновенной скорости реакции.
Закон действующих масс, порядок реакции. Зависимость скорости химической реакции от концентрации. Кинетические кривые, уравнения
кинетических кривых.
29.Скорость химической реакции. Зависимость скорости химической реакции от температуры, правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса,
понятие об энергии активации.
30.Катализ, механизм действия катализатора с позиции теории активированного комплекса.
31. Механизмы химических реакций.Параллельные, сопряженные , последовательные химические реакции. Разветвлено-цепные, фотохимические реакции.
32.Виды дисперсных систем, коллоидные и истинные растворы.
33.Способы выражения состава раствора.
34.Процесс растворения и его тепловой эффект.
35.Термодинамика растворения. Растворимость газов, жидкостей, твердых
тел.
36.Общие свойства растворов: давление пара растворителя над раствором,
кипение и кристаллизация растворов, осмос и осмотическое давление
раствора.
37.Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации.
38.Вода как растворитель. Ионное произведение воды. рН раствора. Гидролиз.
39.Сильные и слабые электролиты. Константа, степень диссоциации.
40.Протолитическая теория кислот и оснований. Роль растворителя, поведение в растворе сильных и слабых протолитов. Амфолиты, реакции
автопротолиза.
41.Реакции ионного обмена.
42.Константа растворимости мало растворимого электролита. Осаждение
и растворение осадка.
Пример варианта тестового задания открытого типа:
1. Определите объем оксида азота (IV) при н.у., в котором содержится столько же атомов
кислорода, сколько и в 4,9 г ортофосфорной кислоты:
2. Какое количество теплоты выделиться в результате восстановления 5,4 оксида
железа(III) алюминием?
3. Определите принципиальную возможность протекания реакции:
СО(г)+3Н29(г)=СН4(г)+Н2О
4. В каком направлении сместится равновесие в реакциях:
2СО=СО2+С, H=-171кДж
а) при повышении температуры:
б) при понижении давления:
5.Как следует изменить температуру системы, чтобы скорость реакции, для которой =2,5,
увеличилась в 30 раз?.
6. Составьте электронную формулу серебра, приведите диаграмму заполнения его валентных АО
7. Постройте структурную формулу азотной кислоты, укажите тип связей, валентность и
степень окисления азота
8. Какой объем 1 М раствора серной кислоты потребуется для приготовления 500 мл 0,01
н раствора?
9. Закончите уравнения реакций, протекающих в водном растворе между веществами:
а)Сu(NO3)2 и H2S
б)Al2(SO4)3 и (NH4)2CO3
10. Какова реакция среды в растворах солей:
а)Ba(NO3)2
б)NaHS
в)NiSO4
11. Рассчитайте рН 0,01н раствора гидроксида кальция.
12. Образуется ли осадок гидроксида магния, если смешать равные объемы 0,02н
раствора хлорида магния и 0,005 М раствора гидроксида натрия?
Процедура экзамена включает выполнение тестового задания и устный ответ
на 2 вопроса билета. Пример тестового задания приведен ниже, на выполнение тестового задания отводится 1 час, на подготовку к устному ответу – 30
минут.
Примерный перечень вопросов к экзамену
2-й семестр
1. Возникновение потенциала на поверхности раздела фаз. Гальванические элементы.
2. Окислительно-восстановительные реакции.
3. Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций: электронного баланса, ионно-электронный.
4. Электролиз. Его практическое значение.
5. Коррозия. Виды коррозии. Защита от коррозии.
6. Классификация и номенклатура неорганических соединений.
7. Класс неорганических соединений: оксиды. Классификация. Общие
физические и химические свойства, получение оксидов различных
классификационных групп.
8. Класс неорганических соединений: кислоты. Классификация. Общие
физические и химические свойства, получение кислот различных классификационных групп.
9. Класс неорганических соединений: основания. Классификация. Общие
физические и химические свойства, получение оснований различных
классификационных групп.
10.Класс неорганических соединений: соли. Классификация. Общие физические и химические свойства, получение солей различных классификационных групп.
11.Комплексные соединения. Cтруктура в рамках координационной теории Вернера: комплексообразователь, лиганд, координационное число,
дентатность . Классификация, номенклатура комплексных соединений.
12.Природа химической связи в комплексных соединениях в рамках метода ВС, теории кристаллического поля.
13.Общая характеристика водорода. Простое вещество, бинарные водородные соединения: гидриды, летучие водородные соединения. Вода.
14.Общая характеристика простых веществ и важнейших соединений неметаллов VII А группы главной подгруппы периодической системы
Д.И. Менделеева.
15.Галогены, галогеноводороды, галогениды: получение , свойства, применение.
16.Кислородные соединения галогенов на примере кислородных соединений хлора.
17.Общая характеристика простых веществ и важнейших соединений неметалловVI А группы главной подгруппы периодической системы Д.И.
Менделеева.
18.Кислород: аллотропия, получение, строение и свойства кислорода и
озона. Бинарные соединения кислорода: оксиды, пероксиды, надпероксиды, озониды.
19.Сера, сероводород, сульфиды. Оксиды серы, сернистая и серная кислоты, пероксо- и пиросерные кислоты и их соли.
20.Общая характеристика простых веществ и важнейших соединений неметалловV группы главной подгруппы периодической системы Д.И.
Менделеева.
21.Азот и фосфор– простые вещества и водородные соединения: сравнительная характеристика по строению, свойствам, получении.
22.Кислородные соединения азота и фосфора: оксиды и гидроксиды.
23.Общая характеристика простых веществ и важнейших соединений неметаллов IV группы главной подгруппы периодической системы Д.И.
Менделеева.
24.Углерод как химический элемент, аллотропия углерода. Физические и
химические свойства простых веществ, оксидов, солей.
25.Кремний и его соединения.
26.Общая характеристика простых веществ и важнейших соединений металлов главных подгруппы I и II группы периодической системы Д.И.
Менделеева.
27.Общая характеристика амфотерных металлов и их соединений на примере алюминия, олова.
28.Общая характеристика элементовVII В группы. Марганец и его соединения: строение, свойства, получение , применение.
29.Общая характеристика элементовVI В группы. Хром и его соединения:
строение, свойства, получение , применение.
30.Общая характеристика элементов триад на примере Fe, Co, Ni. Простые
веществ и характеристические соединения: оксиды, гидроксиды, соли.
Роль железа, нахождение в природе, применение и получение.
31.Общие способы получение металлов. Металлургия. Теоретические основы промышленных способов получения железа, цветных металлов.
32.Общая характеристика элементов I В группы. Медь, серебро, золото,
их соединения: строение, свойства, получение , применение.
33.Общая характеристика элементов II В группы. Цинк, кадмий, ртуть их
соединения: строение, свойства, получение , применение.
Примеры задач и упражнений
1. Особенности строения атома азота с точки зрения метода ВС и метода МОЛКАО.
2. Как можно выделить азот из его смеси с оксидом азота (IV)?
3. Строение молекулы аммиака и гидразина, приведите примеры их
восстановительных свойств Различные пути разложения нитрата аммония.
4. Как из нитрата натрия получить нитрат калия? Разложение нитратов,
причина различного разложения. Привести примеры.
5. Напишите структурные формулы всех оксидов азота, химические
свойства оксида с максимальной степенью окисления. Получение его.
6. Вам даны растворы нитрата, сульфата, сульфида, тиосульфата, фосфата, бромида и нитрита калия. Распознайте эти вещества, запишите
уравнения химических реакций.
7. Какие два вещества вступили в реакцию, и при каких условиях, если
в результате образовались следующие вещества:
а) .....+........= FeCl2 + HCl
б) ......+........= Fe(OH)3
в).......+.......= Fe(NO3)3 +NO + S + 2H2O
8. Что происходит при добавлении раствора карбоната натрия к сульфату железа (II) и к сульфату железа (III). Чем вызвано различие в характере образования продуктов реакций. Напишите уравнения химических реакций.
9. Имеется смесь порошков металлов: алюминия, меди, железа и золота. Как разделить эти металлы и выделить их в чистом виде.
10. Феррат калия - очень сильный окислитель, напоминающий хромат
калия. Подтвердите это уравнением химической реакции.
14. Как взаимодействуют простые вещества IV группы главной подгруппы с концентрированной и разбавленной азотной кислотой. Можно ли заменить азотную кислоту на концентрированную соляную? Запишите уравнения химических реакций.
15. Плавиковая кислота разрушает стекло, а смесь концентрированных
азотной и плавиковой кислот – кристаллический кремний . Запишите
уравнения химических реакции, лежащей в основе этого процесса. 18.
19. 16. При получении кремния путем восстановления его оксида избытком магния получается смесь продуктов. Назовите их. Предложите
способ выделения чистого кремния из этой смеси.
17. Закончите уравнения реакций
MnO2 + NaNO3 + NaOH
MnCl2 + NaNO3 + Na2CO3
18. Требуется обесцветить раствор, содержащий небольшое количество
перманганата калия, но так, чтобы не происходило выпадения какихлибо осадков. Предложите возможные пути решения этой экспериментальной задачи.
19. В промышленности перманганат калия получают двухстадийным
методом. Вначале проводят окислительное сплавление смеси пиролюзита и поташа на воздухе. Образующийся манганат калия выщелачивают из плава концентрированным раствором едкого кали. Затем раствор подвергают электролизу; на аноде образуется перманганат-ион, на
катоде – водород. Составьте уравнения стадий процесса. Как можно
выделить необходимый продукт из конечного раствора анодного пространства электролизера?
20. Приведите пример катионного и анионного комплексов кобальта.
Дайте их полную характеристику.
21. Что происходит при подкислении соляной кислой раствора, содержащего сульфит натрия? Наблюдается ли выделение газа? Если в такой
раствор поместить гранулу цинка, выделение газа прекратится? Какие
газы выделяются из растворов? Как это можно определить? Запишите
уранвения реакций о которых шла речь в задаче.
22. Закончите уравнения химических реакций: H2S + H2SO3 ..... ;
K2S + KClO3..... .,
Сr2(SO4)3 + H2S  ......
23. В лаборатории сероводород получают действием на сульфид соляной кислоты. Можно ли заменить HCl на H2SO4(конц), или на HNO3 концентрированную или разбавленную? Запишите химизм процессов..
24. При насыщении раствора NaOH или Na2СО3 смесью газов SO2 и
H2S при интенсивном перемешивании образуется тиосульфат натрия.
Напишите уравнения химических реакций.
25. Вам даны растворы сульфата натрия, сульфида натрия, сульфита
натрия и тиосульфата натрия. Предложите способ определения, где какой раствор находится?
26. Какие типы соединений образуют щелочные металлы при сгорании
в кислороде? Каково их поведение в водном растворе, при действии
кислот или углекислого газа?
27. Напишите уравнения реакций, протекающих при насыщении водного раствора Na2CO3 а) хлором, б) оксидом азота (IV)?
28. Какие продукты получаются при пропускании хлора через холодные и горячие растворы или взвеси NaOH, Ca(OH)2, Cr(OH)3?
Процедура экзамена представляет собой ответ на 5 вопросов билета, из
которых 2 теоретических и 3 практических: один касается общих вопросов неорганической химии ( химии комплексных соединений, общих свойств классов соединений); второй – химии неметаллов, третий
– химии металлов. На подготовку к ответу отводится 1 час.
Курсовая (научно-исследовательская) работа
Курсовая работа является одной из форм самостоятельной научноисследований работы студентов, ориентирована на освоение принципов
научных исследований и развитие навыков и качеств, необходимых
специалистам, способным выполнять функциональные обязанности на
уровне исследования.
Цель курсовой работы: систематизация, закрепление и расширение
теоретических знаний по дисциплине “Общая и неорганическая химия”.
Задачи курсовой работы:
 овладение методикой научных исследований;
 приобретение навыков оформления научных работ.
В зависимости от цели курсовой работы, студенты могут выполнять задания различной степени сложности. Различают следующие виды курсовых
работ:
 теоретическая курсовая работа (рефератного характера) без проведения экспериментального исследования;
 курсовая работа исследовательского характера, включающая теоретический анализ проблемы и проведение экспериментального исследования в
лабораториях кафедры.
Формы контроля при выполнении курсовой работы:
 текущий контроль на консультациях с руководителем;
 итоговый контроль (защита курсовой работы).
После защиты за курсовую работу выставляется дифференцированная
оценка. Критерии оценки следующие:
 обоснование актуальности работы;
 наличие целей и задач исследования;
 анализ основных теоретических положений по теме исследования;
 информация о ходе эксперимента и анализ полученных результатов;
 соответствие выводов целям и задачам, поставленным в задании на
курсовую работу;
 объем и качество выполнения работы, оригинальность и самостоятельность решений;
 умение излагать результаты работы, обосновывать и отвечать на заданные при защите вопросы.
Структура курсовой работы должна соответствовать заданию и может
состоять из следующих разделов:
содержание;
введение;
теоретическая часть, включающая обзор источников информации по
теме курсовой работы;
экспериментальная часть;
выводы;
список использованных литературных источников.
Глубина проработки и объем каждого из разделов определяется руководителем курсовой работы при составлении задания на выполнение работы.
В разделе "Введение" указывается актуальность темы и степень ее
разработанности, формулируется цель курсовой работы.
Теоретическая часть должна содержать обзор отечественной и зарубежной литературы, патентов, стандартов и других источников информации,
отражающих состояние вопросов, подлежащих рассмотрению в курсовой работе. Желательно закончить эту часть кратким резюме о той конкретной задаче, которую студент стремится поставить и решить в курсовой работе.
Экспериментальная часть, как правило, имеет следующую структуру:
 постановку задачи исследования;
 выбор и обоснование плана (схемы) эксперимента;
 характеристику объекта исследования и применяемого оборудования;
 разработку (или описание) методики исследования;
 информацию о ходе выполнения экспериментов;
 обработку результатов исследования, в том числе оценку их достоверности;
 анализ полученных результатов;
 выводы (заключение).
В выводах (заключении) по работе кратко формируются основные результаты, степень соответствия их заданию, рекомендация и предложения по
реализации этих результатов и дальнейшему их развитию.
Список использованных литературных источников должен содержать перечень литературы, использованной в процессе курсовой работы.
Курсовая работа представляется руководителю в установленный срок и
является результатом работы, выполненной в соответствии с требованием
учебного плана.
Защита курсовой работы должна носить характер дискуссии и проходить при высокой требовательности, принципиальности и сохранении общепринятой этики.
При защите курсовой работы выставляется оценка. Студент, не защитивший курсовую работу, допускается к повторной ее защите дополнительно.
Примерная тематика курсовой (научно-исследовательской) работы студентов
1. Сравнение каталитической активности различных веществ в окислительновосстановительных реакциях.
2. Изучение каталитической активности различных веществ в окислительновосстановительных реакциях.
3. Понятие "амфотерность" в неорганической химии.
4. Коагулянты на основе соединений железа (III).
5. Особенности выделения получения сульфатов железа, алюминия из хвостов Михайловского ГОКА, нефелинов и др. пород и миералов.
6. Термическая и окислительно-восстановительная устойчивость кислородных соединений хлора.
7. Особенности разложения нитратов различных металлов.
9. Особенности разложения сульфатов различных металлов.
10. Комплексные соединения меди (II) c органическими лигандами: получение, определение молярных соотношений в составе комплексов, устойчивости , образующихся соединений..
12. Термодинамические особенности изменения кислотно-основных свойств
по периодам и группам.
1.
2.
3.
4.
Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины
Литература
а) Основная литература:
Неорганическая химия : учебник для бакалавров / Д. А. Князев, С. Н.
Смарыгин. — 4-е изд. — М. : Издательство Юрайт, 2014. — 592 с. —
Серия : Бакалавр. Базовый курс.
Неорганическая химия. Практикум : учеб.-практич. Пособие для бакалавров / С. Н. Сма рыгин, Н. Л. Багнавец, И. В. Дайдакова ; под ред. С.
Н. Смарыгина. – М. : Издательство Юрайт, 2015. — 414 с. – Серия : Бакалавр. Базовый курс.
Общая и неорганическая химия. Лабораторный практикум : учеб. пособие для бакалавров и специалистов / С. С. Бабкина, И. В. Росин, Л. Д.
Томина [и др.]. — М. : Издательство Юрайт, 2012. — 481 с. — Серия :
Бакалавр. Базовый курс.
Свердлова Н.Д. Общая и неорганическая химия: экспериментальные
задачи и упражнения / Н.Д. Свердлова. – Санкт-Петербург; Москва;
Краснодар: «Лань», 2013. – 496 с.
б) Дополнительная литература:
1. Вольхин. В.В. Общая химия. Основной курс. – СПб.: Лань, 2008.
2. Вольхин В.В. Общая химия. Специальный курс. – СПб.: Лань, 2008.
3. Вольхин. В.В. Общая химия. Избранные главы. – СПб.: Лань, 2008.
4. Глинка Н. Л. Общая химия. – М.: Юрайт, 2010.
5. Коровин Н. В. Общая химия – М.: Высшая школа, 2007.
6. Субботина, Н.А. Демонстрационные опыты по неорганической химиии: учеб. пособие, доп. УМО/Н.А. Субботина, В.А.Алешин,
К.О.Знаменков; под ред. Ю.Д. Третьякова .-М. :Академия, 2008.-282с.
в) Программное и коммуникационное обеспечение:
1.
www.chem.msu.su
2.
3.
4.
www.chemport/ru/ HIMICHESKAYA KINETIKA
www. Krugoswet.ru / химическая термодинамика
www. Nanometr. Ru / fullereni 3660. html
5.
www.informeko.ru
6.
http/www.nauka.relis.ru/
7.
http://nplit.ru/books/item/f00/s00/z0000056/st026.shtml;
8.
http://www.physchem.chimfak.rsu.ru/Source/History/Sketch_8.html
Программы по компьютерному тестированию по различным разделам
химии.
Материально-техническое обеспечение дисциплины
1. Компьютерный класс
2. Компьютер, сканер, принтер.
3. Кодоскоп
4. Телефизор, видеомагнитофон, DVD.
5. Ноутбук.
6. Проектор.
7. Таблицы.
8. Лабораторное оборудование, посуда, химические реактивы.
9. Поляриметр.
10. Рефрактометр.
11.Фотоэлектрокалориметр.
12.Спектрофотометр
13.Микроскоп.
14.Хроматограф газовый Кристалл 2000М
15.ИК фурье-спектрометр ФСМ 12-01
16.Анализатор АКВ-07МК вольтамперометрический
17.Ультразвуковой диспергатор ИЛ100-6/1
Схема распределения учебного времени
по видам учебной деятельности
Общая трудоемкость дисциплины – 7 зачетных единиц (252 академических часа)
Виды учебной деятельности
Трудоемкость, час
Общая трудоемкость
Аудиторная работа
252
144
в том числе:
лекции
лабораторные занятия
Самостоятельная работа
Курсовая работа
Промежуточная аттестация (два экзамена)
72
72
54
+
54
Схема распределения учебного времени по семестрам
1 сем. 2 сем. Всего
Виды учебной деятельности
Общая трудоемкость
Аудиторная работа
в том числе:
лекции
лабораторные занятия
Самостоятельная работа
в том числе:
контрольная работа
126
72
126
72
252
144
36
36
27
36
36
27
72
72
54
+++
+++
Курсовая работа
Промежуточная аттестация 27
(два экзамена)
Экз.
+
+
27
Экз.
54
Учебно-тематический план
№
п/п
Наименование разделов и тем курса (с
кратким раскрытием лекционных, лабораторных и практических занятий)
Строение атома. Квантовые числа, понятие об электронном облаке. Атомные
орбитали, емкость электронных слоев.
Многоэлектронные атомы. Закон Мозли.
Принципы заполнения орбиталей в атомах.
Ядро. Радиоактивный распад ядер.
Свойства изолированных атомов.
2. Периодический закон и периодическая
система Д.И.Менделеева. Связь положения элемента в периодической системе с
электронным строением его атома. Периодичность изменения свойств элементов.
3. Хим.связь. Метод валентных связей.
Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность, полярность и
поляризуемость, делокализация. Метод
молекулярных орбиталей. Связывающие
и разрыхляющие МО. Принципы заполнения МО.
Типы кристаллических решеток. Ионная
связь. Межмолекулярные типы химической связи. Металлическая связь.
4. Энергетика и направленность химических процессов. Тепловые эффекты химических реакций. Закон Гесса. Энтальпия. Понятие об энтропии. Энергия Гиббса. Роль энтальпийного и энтропийного
факторов в направленности процессов
при различных условиях.
5.. Скорость химической реакции. Факторы
влияющие на скорость химических реакций. Закон действия масс. Катализ. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье.
6. Растворы: Механизм процесса растворения и его термодинамика. Растворимость
твердых веществ в воде. Концентрация
растворов.
7. Теория электролитической диссоциации.
Степень электролитической диссоциации. Константа диссоциации. Электролитическая диссоциация воды. Гидролиз
солей.
8.
Окислительно-восстановительные реакции. Методы электронного баланса.
Электродные потенциалы. Электролитический ряд напряжения металлов. Понятие о гальваническом элементе.
Электролиз растворов и расплавов солей, кислот, щелочей.
9.
Комплексные соединения. Строение,
номенклатура, изомерия, устойчивость
КС. Природа химической связи в комплексных соединениях. Спектрохимический ряд. Низкоспиновые и высокоспи1.
Всего
часов в
трудоемкости
В том числе аудиторных
Всего Лекц. Лаборат
Практ.
занятия
занятия.
Руков.
самост.
работой
12
10
6
4
2
6
4
2
2
2
14
12
6
6
2
10
8
4
4
2
8
6
2
4
2
14
12
6
6
2
10
8
4
4
2
10
8
4
4
2
10
8
4
4
2
Промежуточная
аттестация
новые комплексы.
Основные физико-химические методы
исследования неорганических соединений.
11. Водород. Изотопы водорода. Физикохимические свойства. Получение. Гидриды.
12.
Галогены. Строение, свойства, получение. Водородные соединения галогенов.
Особенности хим. связи в них. Кислородные соединения галогенов. Электронные эффекты .
13. Подгруппа марганца. Соединения марганца. Окислительные свойства манганатов и перманганатов. Технеций, рений.
14. Кислород. Особенности строения молекулы в методе ВС и МОЛКАО. Озон.
Физико-химические свойства. Получение. Строение молекулы воды. Аномалии
воды. Пероксиды.
15. Сера. Аллотропия серы. Физикохимические свойства. Сероводород. Кислородные соединения серы.
16. Хром. Соединения хрома. Комплексные
соединения хрома. Хроматы, дихроматы.
Молибден, вольфрам. Соединения их.
17. Азот. Химическая связь в молекуле азота с позиции ВС ММО. Водородные соединения азота. Кислородные соединения
азота. Нитраты.
18. Фосфор. Фосфины. Фосфиды металлов.Кислородные соединения фосфора.
Биологическая роль фосфора. Мышьяк,
сурьма, висмут. Их соединения.
19.. Углерод. Аллотропия углерода. Характер гибридизации атомных орбиталей в
атоме углерода. Карбиды металлов. Кислородные соединения углерода. Синильная кислота. Цианиды.
20. Кремний и его соединения. Получение,
водородные и кислородные соединения
кремния. Силикаты.
21. Германий, олово, свинец и их соединения. Водородные и кислородные соединения. Применение.
22. Бор. Алюминий. Строение, свойства,
применение. Соединения бора и алюминия.
23. Щелочные металлы. Соединения щелочных металлов: гидриды, оксиды, щелочи,
соли. Значение калия и натрия для живых
организмов.
24. Медь, серебро, золото. Способы получения. Соединения: оксиды, гидроксиды,
соли. Роль ионов меди и серебра в физиологических процессах.
25.
Щелочноземельные металлы и их соединения. Жесткость воды. Применение.
26. Цинк, кадмий, ртуть. Соединения их:
оксиды, гидроксиды, соли. Комплексные
10.
4
2
2
6
4
2
2
2
8
6
4
2
2
6
4
2
2
2
6
4
2
2
2
6
4
2
2
2
6
4
2
2
2
2
2
2
6
4
2
6
4
2
2
2
6
4
2
2
2
6
4
2
2
2
4
2
2
2
4
2
2
2
6
4
2
2
2
6
4
2
2
2
6
4
2
2
2
6
4
2
2
2
соединения.
27.
Железо, кобальт, никель. Особенности
строения. Комплексные соединения.
Ферраты. Биологическая роль железа.
Всего:
Промежуточная аттестация
экзамен 1 и 2 семестры
Итого:
6
4
2
2
2
198
144
72
72
54
54
252
54
144
72
72
54
54